QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 1ª aula /

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1 QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 1ª aula / Prof. Mauricio X. Coutrim (mcoutrim@iceb.ufop.br) Sala 29 ICEB II inferior (em frente à PROPP)

2 Por quê estudar Química? Ajuda a explicar o mundo (matéria): composição e comportamento/funcionamento Materiais importantes: combustíveis (alimentos, biocombustíveis, etc), remédios (medicamentos, soluções ambientais, etc), limpeza, materiais, cosméticos, etc. Faz parte da matriz curricular A química geral é a base para o entendimento de outras áreas da química

3 Por quê estudar Química? A química nos ajuda a responder perguntas relacionadas aos materiais do nosso cotidiano (vida), tais como: quais as composições e propriedades desses materiais? Como eles interagem conosco e com o ambiente? Como, por que e quando eles sofrem mudanças?

4 A MATÉRIA 1) quanto aos estados físicos: gás (não tem volume e nem forma definidos), líquido (tem volume definido mas não tem forma definida) ou sólido (tem volume e forma definidos); 2) quanto à composição: elemento, composto ou mistura. Em nível molecular: 1) gás moléculas estão muito distantes entre si e se movem com velocidades muito altas, 2) líquido moléculas estão mais próximas porém ainda se movem com velocidade apreciável, 3) sólido moléculas estão mais imóveis (elas oscilam) tornando o sólido rígido.

5 SUBSTÂNCIA 1) Pura: tem propriedades distintas e uma composição que não varia de amostra para amostra. Ex. hidróxido de sódio (NaOH) e soda cáustica. 2) Simples ou elementar: não podem ser decompostas em substâncias mais simples (ex. O 2 ). 3) Compostos: constituídas de dois ou mais elementos (H 2 O). A maioria dos elementos pode interagir entre si para formarem compostos (substâncias puras) com uma relação de massa constantes entre os elementos lei das proporções definitivas definida por J. L. Proust ( ) em P. ex., a água pura contém sempre 11% de H e 89% O, em massa.

6 SUBSTÂNCIA 1) Misturas: são combinações de duas ou mais substâncias (puras ou compostas). As propriedades de uma mistura pode variar mas as das substâncias puras que a compõe não. a) Misturas heterogêneas não apresentam a mesma composição, propriedades e aparências por todas a mistura (ex., areia, pedra, madeira); b) Misturas homogêneas são uniformes (ex., ar atmosférico). As soluções (sólido dissolvido em solventes) são misturas homogêneas.

7 SUBSTÂNCIA 2) Elementos: Cada elemento contém um único tipo de átomo. Hoje são conhecidos 118 elementos (114 já oficialmente batizados pela IUPAC). Curiosidades: 90% da massa da crosta terrestre massa se deve às massas dos átomos de 5 elementos (O, Si, Al, Fe e Ca) e 90% da massa do corpo humano se deve às massas do átomos de 3 elementos (O, C e H).

8 PROPRIEDADES DA MATÉRIA Propriedades físicas podem ser medidas sem alterar a identidade e a composição das substâncias 1a) propriedades intensivas não dependem da quantidade de amostra p. ex., densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, dureza, etc., 1b) propriedades extensivas dependem da quantidade de amostra p. ex., massa, volume, cor, odor, etc. Propriedades químicas descrevem como as substâncias podem se alterarem ou reagir para formarem outras. P. ex., propriedade de sofrer combustão na presença de oxigênio.

9 PROPRIEDADES DA MATÉRIA Nas mudanças físicas podem ocorrer alterações na aparência da substância, mas não na sua composição (p. ex., evaporação da água = mudança de estado) enquanto que nas mudanças químicas (reações químicas) as substâncias são transformadas em substâncias quimicamente diferentes (H 2 pode reagir com O 2 para formar água).

10 SISTEMA DE UNIDADES (PROPRIEDADES QUANTITATIVAS) Sistema métrico (sistema internacional SI). Unidades básicas: Grandeza física Nome da unidade Abreviatura Massa Quilograma Kg Comprimento Metro m Tempo Segundo s Temperatura Kelvin K Quantidade de matéria Mol mol Corrente elétrica Ampère A Intensidade luminosa Candela cd

11 SISTEMA DE UNIDADES (PROPRIEDADES QUANTITATIVAS) Múltiplos e submúltiplos de unidade.

12 SISTEMA DE UNIDADES (PROPRIEDADES QUANTITATIVAS) Escalas de temperatura: Kelvin (K, SI), Fahrenheit ( o F, USA) e Celsius ( o C). Relação : K = o C + 273,15; o C = 5/9 ( o F 32); o F = 9/5 o C Volume (V) Ex. cubo = comprimento cúbico do lado (L 3 ). Se L em cm V = cm 3 = cc. Se L em dm V = dm 3 = litro (L). Assim, 1 L = 1000 cm 3 e 1 cm 3 = 1 ml. A densidade (d ou r) Quantidade de massa em uma unidade de volume: (r = massa / volume). Assim, a unidade de densidade depende das unidades utilizadas na massa e no volume medidos, p. ex., g/cm 3, g/ml ou kg/l.

13 Expressão de resultados Incerteza nas medidas Precisão: mede a aproximação entre os valores das medidas individuais Exatidão: indica a aproximação entre o valor medido e o exato exato valor verdadeiro. exato exato

14 Expressão de resultados Algarismos significativos Ex. A massa de uma moeda é expressa como 2,2405 g. Para balança até 4ª casa após a virgula, em gramas (erro na 4ª casa decimal 1 unidade se digital): notação correta (pode ser 2,2405 ± 0,0001) g. Para balança até 2ª casa após a virgula, em gramas (erro na 2ª casa decimal): notação incorreta. Correto = (2,24 ± 0,01) g. Os algarismos zero e cinco não tem significado (certeza só até a segunda casa após a vírgula) (não são significativos). Sempre o último algarismo de uma notação com algarismos significativos será o algarismo duvidoso (incerto). Note que sempre os algarismos zeros no início de qualquer notação (à esquerda) não tem significado.

15 Expressão de resultados Operações matemáticas Para arredondamento, quando o último algarismo a ser descartado for menor do que 5 o algarismo duvidoso fica inalterado e quando o último algarismo a ser descartado for maior ou igual a 5 o algarismo duvidoso será aumentado de um. Utilizando as parcelas com suas respectivas unidades nas operações matemáticas se obtém o resultado com a unidade correta. Vide o exemplo 1 acima (próximo exemplo).

16 Expressão de resultados Operações matemáticas Na divisão e/ou multiplicação o resultado deve conter tantos algarismos significativos quanto a parcela com a menor quantidade de algarismos significativos. Exemplo: 1) A densidade da substância (massa de 6,221 g ocupa um volume de 5,2 cm 3 ) será igual a 1,196 g/cm 3. Somente dois desses algarismos são significativos. Devemos aproximar o segundo algarismo para 2 porque o algarismo primeiro algarismo a ser descartado (nove) é maior do que 5, então, o resultado expressado corretamente será 1,2 g/cm 3.

17 Expressão de resultados Operações matemáticas Na soma e/ou subtração o resultado não deverá ter mais casas decimais do que a parcela com a menor quantidade de casas decimais. Exemplo: A soma de três parcelas iguais a 20,4 + 1, será igual a 104,722, no entanto, a parcela com menos algarismos decimais não tem algarismos decimais, assim, o resultado fica corretamente expresso como 105 (7 sendo maior que 5 implica em arredondar o 4 para 5).

18 Modelo Atômico de Dalton A ideia de átomo é muito antiga. Desde os anos 400 AC alguns filósofos gregos defendiam a ideia de que a matéria seria constituída de pequenas partículas indivisíveis às quais denominaram átomos (= indivisíveis). Mas, como Sócrates e Platão postularam que não poderia haver partículas indivisíveis e como a influência desses filósofos foi muito grande, somente com a aceitação da existência de átomos por Issac Newton ( ) para explicar a existência de partículas que compunham o ar os experimentos voltados a demonstrar a existências dessas partículas foram novamente impulsionados.

19 Modelo Atômico de Dalton As observações de John Dalton entre 1803 e 1807 o levou a estabelecer os seguintes postulados: 1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas átomos; 2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos são diferentes e têm diferentes propriedades (diferentes massas, p. ex.); 3. Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de átomos por meio de reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos nas reações químicas (esse postulado foi a base para a lei da conservação da matéria); 4. Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam; um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos.

20 Modelo Atômico de Dalton Dalton utilizou seus postulados para estabelecer a lei das proporções múltiplas: se dois elementos se combinam para formar mais de um composto, as massas de B que podem se combinar com a massa de A estão na proporção de números pequenos e inteiros (p. ex. 8,0 g de O se combinam com 1,0 g de H para formar água e 16,0 g de O se combinam com 1,0 de H para formar a água oxigenada, então, se conclui que a proporção da massa de O para a de H do primeiro para o segundo composto é de 2:1, ou seja, a água oxigenada contém duas vezes mais átomos de O por átomos de H do que a água).

21 Modelo Atômico de Thomson Cientistas observaram que descargas elétricas em um tubo sem ar (vácuo) eram desviadas por um campo elétrico ou magnético, sugerindo a existência de carga elétrica. J. J. Thomson observou diversas propriedades desses raios em concluiu em um artigo publicado em 1897 que os raios catódicos (chamado assim porque originam-se no catodo eletrodo negativo) eram partículas com massa carregadas negativamente. Assim, Thomson definiu o elétron porque através da determinação da velocidade das partículas (obtida da energia cinética das medidas de calor e da quantidade de carga total Q) ele pode obter a relação entre a carga e a massa dessa partícula (elétron). Ele encontrou o valor de cerca de 1, C/g (C = Coulomb, é a unidade de carga elétrica no SI). Mais tarde, com medidas mais precisas se chegou ao valor de 1, C/g.

22 Modelo Atômico de Thomson

23 Modelo Atômico de Thomson Mais tarde, em 1909, R. Melikian permitiu que pequenas gotas de óleo capturasse elétrons entre duas placas paralelas ao solo carregadas eletricamente (polo positivo na placa superior) fazendo com que as velocidade de queda fossem alteradas conforme a voltagem aplicada nas placas. Assim, ele pode medir a carga nessas gotas e observou que os valores eram sempre múltiplos entre si, concluindo que a carga de um elétron era igual a 1, Com essa informação sobre a carga do elétron e pela relação da carga/massa, obtido anteriormente por Thomson, foi possível se determinar a massa do elétron: m é = 1, C / 1, C/g = 9, g.

24 Modelo Atômico de Thomson Com suas descobertas Thomson sugeriu que o átomo seria uma esfera uniforme com carga positiva contendo pequenas partículas carregadas negativamente incrustadas em seu interior (pudim de ameixa).

25 Modelo Atômico de Rutherford Em 1896 H. Becquerel descobriu que o mineral urânio emita radiação espontaneamente (radioatividade). Com essa descoberta os cientistas M. Curie, seu marido, Pierre Curie e E. Rutherford começaram a estudar o fenômeno e descobriram a existência de três tipos de radiação (a, b e g). Rutherford demonstrou que algumas dessas radiações eram constituídas por partículas de movimentos rápidos. Na realidade, as partículas b são elétrons em alta velocidade (carga 1-) enquanto que as partículas a têm carga positiva (2+). Por outro lado, os raios g não são partículas mas são de alta energia e não possuem carga.

26 Modelo Atômico de Rutherford Em 1910, Rutherford, bombardeando uma folha muito fina de ouro com partículas a, descobriu que a maioria das partículas passavam pela folha de ouro sem se dispersar porém, algumas eram dispersadas em grandes ângulos, chegando a retornarem para a direção de onde estavam sendo bombardeadas. Em 1911 concluiu que as partículas não se dispersavam porque a maioria da massa e da carga positiva do átomo estava numa região muito pequena e densa e ele chamou essa região de núcleo. Estudos subsequentes levaram à descoberta de partículas carregadas positivamente e neutras no núcleo. Rutherford descobriu o próton em 1919 e J. Chadwick descobriu o nêutron em 1923.

27 Modelo Atômico de Rutherford

28 Visão atual do átomo O comportamento químico do átomo é influenciado por apenas 3 partículas subatômicas Partículas Carga Massa (g) Massa (u) Próton 1+ 1, ,0073 Nêutron neutra 1, ,0087 Elétron 1-9, , u (unidade de massa atômica) = 1, g

29 Visão atual do átomo Todos os átomos de um mesmo elemento possuem o mesmo número de próton (número atômico). A soma da quantidade de prótons e de neutros num determinado átomo é chamada de número de massa. Átomos de um mesmo elemento que possua diferente número de massa (apresentam diferentes números de nêutrons) são chamados de isótopos. Átomos com o mesmo o número de prótons e elétrons não apresentam carga residual (átomos neutros) e quando essa quantidade não é a mesma (apresentam carga residual) eles são chamados de íons, que podem ser constituído por átomos de um único elemento ou de vários elementos.

30 Tabela Periódica